Atomarer Energieaustausch

Atomphysik

Atomarer Energieaustausch

  • Warum leuchten Gase in verschiedenen Farben?
  • Wie entsteht RÖNTGEN-Strahlung?
  • Was versteht man unter einem Quantensprung?

Die Emissionsspektren von verdünnten Gasen sind in der Regel Linienspektren. Im Photonenbild bedeutet dies, dass die Gasatome Photonen mit ganz bestimmten (diskreten) Energien aussenden. Dies lässt den Schluss zu, dass die Atome nur Zustände mit ganz bestimmten Energiebeträgen einnehmen.

Beispiel

Angeregte Wasserstoffatome senden u.a. rotes Licht aus. Die entsprechenden Photonen haben die Energie von Eph,rot = 1,9 eV. Der Energiesatz führt uns zur Annahme, dass das Wasserstoffatom bei der Emission dieser Photonen von einem angeregten Zustand (Energie E2) in einen energieärmeren Zustand (Energie E1) übergeht, der energetisch exakt 1,9 eV unter dem angeregten Zustand liegt.

Die Energieverhältnisse im Atom lassen sich durch ein sogenanntes Energie-Termschema übersichtlich darstellen.

In unserer makroskopischen Erfahrungswelt gibt es meist Systeme, bei denen die Energie des Systems nahezu jeden Wert annehmen kann:

  • Ein Auto kann je nach Betätigung des Gaspedals alle kinetischen Energien zwischen Null und einem durch den Autotyp bedingten Höchstwert annehmen.

  • Die Spannenergie einer Feder kann kontinuierlich von Null bis zu einem Höchstwert verändert werden.

  • Die Lageenergie einer Kiste, die mit einem Kran hochgezogen wird, kann beliebige Werte annehmen.

Entnommen aus der ISB-Handreichung über Atome.

Es gibt aber auch makroskopische Systeme, mit diskreten Energiezuständen. In den Handreichungen des ISB wird der Deckel eines Marmeladenglases vorgeschlagen, der einen entspannten und einen gespannten Zustand besitzt.

Hinweis

LEIFI war auch nach längerer Suche nach geeigneten Deckeln nicht sonderlich erfolgreich. Man kann sich aber ganz gut vorstellen wie der Versuch im Idealfall ablaufen sollte (vgl. Animation).

  • Wenn die Kugel aus geringer Höhe auf den Deckel im entspannten Zustand trifft, prallt sie elastisch zurück und erreicht fast wieder die ursprüngliche Höhe.

  • Bei einer ganz bestimmten Ausgangshöhe gibt die Kugel beim Aufprall ihre gesamte kinetische Energie an den Deckel ab, der dabei verformt wird und in den gespannten Zustand "springt". In diesem Zustand speichert der Deckel Energie.

  • Wenn der Deckel von Hand dazu gebracht wird, wieder in den entspannten Zustand überzugehen, gibt er die gespeicherte Energie wieder an die Holzkugel ab.

In der folgenden Animation ist ein weiteres mechanisches System vorgestellt, bei dem verschiedene diskrete Energiezustände denkbar sind (die Realisierung dürfte allerdings Probleme bereiten).

Je nach der anfänglichen Bewegungsenergie der Kugel sind in der Anordnung drei verschiedene stabile Energiezustände möglich.

Ein weiteres Beispiel für ein mechanisches System, das drei Energiestufen einnehmen kann, ist zum Beispiel ein auf dem Boden liegender Quader, wie die hier fotografierte Zündholzschachtel.
niedrigster Energiezustand (Grundzustand)
erster Anregungszustand

zweiter Anregungszustand

  • Aus den Anregungszuständen kann die Schachtel umfallen und dabei Energie abgeben (man kann das Umfallen hören).
  • Aus dem ersten Anregungszustand kann es in den Grundzustand umfallen, aus dem zweiten Anregungszustand kann es in den ersten Anregungszustand oder den Grundzustand umfallen.
  • Zum Wiederaufrichten braucht man immer eine bestimmte Energie von außen.

In mikrophysikalischen Systemen (wie Atomen oder Molekülen) ist es eher die Regel, dass das System nur bestimmte (diskrete) Energiezustände annehmen kann. Wie du in der Oberstufe noch lernen wirst, spielen sich die im Folgenden betrachteten Änderungen der Energiezustände des Atoms in der Hülle (und nicht im Kern) ab. Dies bedeutet, dass es sich um Änderungen der Energie der Hüllenelektronen handelt.

Die Animation zeigt die möglichen Übergänge in einem angeregten Atom, mit drei möglichen Energiezuständen.

Deutung des diskreten Emissionsspektrums eines Atoms

Angeregte Atome senden ein diskretes Linienspektrum aus. Dies lässt sich mit der Annahme diskreter Energieniveaus im Atom verstehen.

Beim Übergang von einem energetisch höheren (Energie E3) zu einem energetisch niedrigerem Niveau (Energie E2) wird ein Photon erzeugt, das Differenzenergie EPh = E3 - E2 besitzt und das Atom verlässt.

Hinweise

  • Da sich die betrachteten Energieübergänge in der Atomhülle abspielen, kann man sich vorstellen dass bei der Lichtemission ein Elektron von einem energetisch höheren Niveau auf ein energetisch niedrigeres Niveau wechselt.

  • Man darf den Wechsel im Niveauschema auf keinen Fall als Ortswechsel auffassen: Es ist keineswegs so, dass z.B. beim Übergang von Niveau 3 auf das Niveau 2 ein Elektron von einer Bahn, die weiter vom Kern entfernt ist auf eine kernnähere Elektronenbahn wechselt (wir werden später noch sehen, dass die Vorstellung von definierten Elektronenbahnen beim Atom sowieso nicht zulässig ist). Bei dem Übergang handelt es sich um einen "energetischen Abstieg".

  • In der Regel verharrt ein Atom nur eine extrem kurze Zeit (≈ 10-8 s) im angeregten Zustand.

  • Die Anregung eines Atoms kann z.B. durch die Absorption eines Photons, durch den Stoß mit einem Nachbaratom oder durch Stöße mit Elektronen erfolgen.

  • Wenn die lichtaussendenden Atome von ihren Nachbaratomen stark gestört werden (dies ist z.B. bei hohem Druck in einem Gas oder bei Festkörpern der Fall), dann senden diese Atome kein Linienspektrum, sondern ein kontinuierliches Spektrum aus. Dies beobachten wir u.a. bei der spektralen Zerlegung des Sonnen- oder auch des Glühlampenlichts.

    Die folgende Abbildung zeigt das sichtbare Spektrum einer Wasserstoffentladungsröhre bei verschiedenem Gasdruck in der Röhre:

    Aufnahme von W. Finkelnburg

    Bei niederem Druck ist die gegenseitige Störung der Atome noch gering, es ist annähernd ein Linienspektrum zu beobachten (die Bezeichnungen der Wasserstofflinien ist historisch und wird in der folgenden Animation erklärt). Bei Druckzunahme verbreitern sich die Linien bis hin zu einem kontinuierlichen Spektrum.

    Eine Erklärung für den Übergang vom diskreten Linienspektrum zum kontinuierlichen Spektrum liegt in der Verbreiterung der Energieniveaus bis hin zu Energiebändern.

Die Animation zeigt die möglichen Anregungen eines Atoms mit drei möglichen Energiezuständen.

Deutung des diskreten Absorptionsspektrums eines Atoms

Befindet sich das oben betrachtete Atom im Grundzustand, so kann es z.B. durch ein Photon mit der Energie EPh = E3 - E1 oder durch ein Photon mit der Energie E*Ph = E2 - E1 angeregt werden, da die Photonenenergie genau einer Energiestufe im Atom entspricht, die vom Grundzustand (in dem befindet sich das Atom zu Beginn der Betrachtung) aus erreichbar ist. Bei dem Anregungsprozess wird das Photon vernichtet, es fehlt im Licht, welches die Atome durchstrahlt. Die Energie des Photons steckt nun im Atom, das nach kurzer Zeit unter Photonenemission wieder in den Grundzustand übergeht.

Photonen, deren Energien nicht dazu führen, dass das Atom vom Grundzustand in einen möglichen höheren Energiezustand übergeht, werden vom Atom nicht absorbiert.

Hinweise

  • Beträgt die Energiestufe in einem Atom z.B. 1,9 eV und bestrahlt man das Atom mit Photonen der Energie 2,4 eV, so könnte man sich folgenden Prozess vorstellen: Die eingestrahlten Photonen geben 1,9 eV an das Atom zur Anregung ab und die restliche Energie von 2,4 eV - 1,9 eV = 0,5 eV bleibt in energieärmeren Photonen, welche die Atomschicht durchdringen. Versuche zeigen jedoch, dass dieser Prozess nicht stattfindet. Die 2,4eV-Photonen durchdringen die Atomschicht ohne Anregung.

  • Die obigen mechanischen Bilder können die Vorgänge im Atom nur teilweise illustrieren. Der Energieträger "Kugel" existiert auch noch nachdem er seine Energie abgegeben hat. Dagegen existiert ein Photon, das seine Energie an das Atom abgegeben hat, nicht mehr, es wird vernichtet..

Julius Lothar von MAYER
(1814 - 1872)
von Friedrich Berrer (* 1839) [Public domain], via Wikimedia Commons

Dmitri Iwanowitsch MENDELEJEW
(1834 - 1907)
unbekannter Autor [Public domain], via Wikimedia Commons

Das Periodensystem der Elemente wurde fast zur gleichen Zeit von Dmitri Iwanowitsch MENDELEJEW (1834 - 1907) und Julius Lothar von MEYER (1814 - 1872) aufgestellt. Sie ordneten die Elemente nach ihren Atommassen und gruppierten dabei Elemente mit gleichen chemischen Eigenschaften übereinander.

MOSELEY ordnete später die Elemente nicht mehr nach ihren Atommassen, sondern nach der Ordnungszahl (= Kernladungszahl Z).

 

Die Anordnung erfolgt in sieben waagrechten Perioden und achtzehn senkrechten Gruppen. Die Elemente einer Gruppe sind chemisch verwandt, was sich z.B. in ihrem Säure-Basen-Verhalten äußert.

Die periodische Struktur bei der Anordnung der Elemente wird aber auch an einigen eher physikalischen Parametern deutlich, wie die folgende Abbildung über die erste Ionisierungsenergie Eion zeigt. So sind die Alkalimetalle Lithium, Natrium usw. relativ leicht, die Edelgase Helium, Neon, Argon usw. relativ schwer zu ionisieren.

Aber auch das Molvolumen, das einen Rückschluss auf das Atomvolumen zulässt, schwankt periodisch. Hier zeigt sich, dass gerade die Alkaliatome ein relativ hohes Volumen besitzen. Geht man vom bohrschen Atommodell aus, so kann man gut verstehen, dass die Alkalimetalle größere Atomvolumina haben als ihre Nachbarn, da bei ihnen gerade immer eine neue Schale "aufgemacht" wurde.

Noch viel deutlicher wird der Schalenaufbau der Atome durch das Röntgenabsorptionsspektrum aufgezeigt. Aus ihm kann man entnehmen, dass die Niveaus, die zu einer Schale gehören, energetisch deutlich von den Niveaus anderer Schalen getrennt sind. Darüber hinaus zeigt dieses Spektrum auch, dass die einzelnen Schalen eine Feinstruktur aufweisen. Dies heißt, dass es innerhalb einer Schale verschiedene Quantenzustände gibt, die sich deutlich von einander unterscheiden.

Zur Kennzeichnung dieser unterschiedlichen Zustände hat man vier Quantenzahlen zur Verfügung, mit denen man auch die unterschiedlichen Lösungen der Schrödinger-Gleichung klassifizieren kann.

Name
Bereich
Hauptquantenzahl n
n =1 (K); n = 2 (L); n = 3 (M); n = 4 (N); . . . . .
Nebenquantenzahl l
l = 0 (s); l = 1 (p); l = 2 (d); l = 3 (f); . . . . (n - 1)
magnetische Quantenzahl m
\( - l \le m \le l\) mit \(l \in \mathbb{Z}\)
Spin-Quantenzahl s
s = -1/2; s = +1/2

Hinweis:
Oft werden die Haupt- und Nebenquantenzahl nicht mit Ziffern, sondern mit den in Klammern geschriebenen Buchstaben belegt.

Zusammen mit diesen in der obigen Tabelle beschriebenen Regeln für die Bereiche der Quantenzahlen und dem - nicht beweisbaren - Prinzip, das Wolfgang Pauli 1925 aufgestellt hat, kann man sich nun die Besetzungszahlen der einzelnen Schalen zusammenstellen.

Pauli-Prinzip:
In einem Atom gibt es nie zwei oder mehrere Elektronen, die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.

Wolfgang PAULI (1900 - 1958)
von Nobel foundation [Public domain], via Wikimedia Commons

n
l
m
s
Bezeichnung
Elektronenzahl
Elektronenzahl
in der Schale
1 (K)
0 (s)
0
-1/2; +1/2;
1s2
2
2
2 (L)
0 (s)
1 (p)
0
-1; 0; +1
-1/2; +1/2;
-1/2; +1/2;
2s2
2p6
2
6
8
3 (M)
0 (s)
1 (p)
2 (d)
0
-1; 0; +1
-2; -1; 0; 1; 2
-1/2; +1/2;
-1/2; +1/2;
-1/2; +1/2;
3s2
3p6
3d10
2
6
10
18
4 (N)
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
0
-1; 0; +1
-2; -1; 0; 1; 2
-3; -2; -1; 0; 1; 2; 3
-1/2; +1/2;
-1/2; +1/2;
-1/2; +1/2;
-1/2; +1/2;
4s2
4p6
4d10
4f14
2
6
10
14
32
Die maximale Besetzungzahl N mit Elektronen für die n-te Schale kann mit der Beziehung N = 2·n2 berechnet werden.

Aus Spektren kann man vielfältige Informationen über den Aufbau eines Atoms gewinnen. Salopp sagt man auch "Das Spektrum ist der Fingerabdruck eines Atoms". Grundsätzlich unterscheidet man zwei Typen von Spektren:

  • Emissionsspektren

und

  • Absorptionsspektren


Unter dem Emissionsspektrum versteht man das elektromagnetische Spektrum, das von Körpern, Atomen oder Molekülen nach geeigneter Anregung (Erhitzung, Stoß durch Elektronen usw.) ausgesandt wird. Die Körper, Atome oder Moleküle stellen hierbei die Strahlungssender dar.
Heiße Materialien (z.B. eine Glühwendel oder die Sonne) senden in der Regel ein kontinuierliches Spektrum aus, während Atome oder Moleküle eines verdünnten Gases sogenannte Linienspektren emittieren, die charakteristisch für das jeweilige Atom bzw. Molekül sind.

Durchstrahlt man mit weißem Licht (nicht zu heiße) Körper, Atome oder Moleküle, so kann es sein, dass im an sich kontinuierlichen Spektrum des weißen Lichts nach der Durchstrahlung Linien oder ganze Bereiche fehlen. In diesem Fall spricht man von einem Absorptionsspektrum. Die Körper, Atome oder Moleküle stellen in diesem Fall Strahlungsabsorber dar.

Zusammenfassung:

Entfernt man aus dem Gesamtspektrum einer Röntgenröhre die charakteristischen Linien, so ergibt sich bei verschiedenen Spannungen das rechts gezeigte Emissionsspektrum.

Unabhängig von der Beschleunigungsspannung an der Röntgenröhre tritt stets ein kontinuierliches Spektrum auf. Dabei verschiebt sich die Kurve mit steigender Beschleunigungsspannung zu höheren Photonenenergien hin. Auch die relative Intensität der Röntgenstrahlung wächst mit der Beschleunigungsspannung. Das das Spektrum bei kleinen Photonenenergien abbricht und nicht langsam abnimmt, liegt daran, dass die verwendeten Sensoren dort nicht mehr ansprechen.

Die Entstehung dieses Anteils des Röntgenspektrums geht auf ein allgemeines Phänomen zurück, das in der Physik wiederholt auftritt:

Wird eine elektrische Ladung beschleunigt, d.h. ändert sich ihr Geschwindigkeitsbetrag bzw. ihre Bewegungsrichtung, so entsteht elektromagnetische Strahlung. Die Energie der dabei auftretenden Photonen ist umso höher, je stärker die Beschleunigung ist.

Hinweis: In der Physik spricht man auch dann von einer Beschleunigung, wenn die Ladung abgebremst wird.

Elektronen, die z.B. durch die Spannung \(35{\rm{kV}}\) beschleunigt wurden, haben unmittelbar vor der Anode eine Geschwindigkeit von \(35\% \) der Lichtgeschwindigkeit, was etwa eine Geschwindigkeit von \(105000\frac{{{\rm{km}}}}{{\rm{s}}}\) ist. Diese Elektronen dringen nun in das Anodenmaterial ein und werden dort abgebremst. Nach dem oben Gesagten tritt bei diesem Prozess elektromagnetische Strahlung auf, die man als Bremsstrahlung bezeichnet.

Die folgende Animation zeigt Möglichkeiten, wie es zur Beschleunigung der Elektronen im elektrischen Feld eines Atomkerns und der damit verbundenen Emission von Röntgenphotonen kommt.

Je nachdem wie nahe ein eingeschossenes Elektron einem Kern des Anodenmaterials kommt, verspürt es unterschiedlich starke elektrische Felder, welche die Ablenkung und somit die Beschleunigung bewirken. Dadurch wird auch verständlich, dass die Photonenenergien der Bremsstrahlung bis zu einem Höchstwert alle Werte annehmen können, d.h. das Spektrum der Bremsstrahlung ist kontinuierlich.

Der höchste Wert der Photonenenergie bei der Bremsstrahlung ist dann erreicht, wenn die gesamte kinetische Energie eines Elektrons (im Bild oben ist bei der obersten Kurve \({E_{{\rm{kin}}{\rm{,max}}}} = 35{\rm{keV}}\)) dazu verwendet wird ein Photon zu erzeugen. Man erkennt dies auch am Emissionsspektrum: Es gibt bei der obersten Kurve keine Photonenenergie, die größer als \(35{\rm{keV}}\) ist.

Hinweis: Die Energieabgabe der auf die Anode aufprallenden Elektronen kann nicht nur durch die Bremsstrahlung erfolgen. Es ist auch möglich, dass die Anodenatome angeregt werden und Charakteristische Strahlung emittieren oder dass die Anodenatome zu Gitterschwingungen angeregt werden, was zur Erhitzung der Anode führt.

 

Die Linienspektren bei der Lichtemission im optischen Bereich konnten wir als Folge der Übergänge zwischen den diskreten Energienieveaus in der Atomhülle verstehen. Es liegt die Vermutung nahe, dass die Linien im Röntgenspektrum auf ähnliche Weise zustande kommen. Allerdings muss geklärt werden, wie es zum großen Unterschied in der Energie der emittierten Photonen kommt (sichtbare Emissionslinien: eV-Bereich; Röntgen-Emissionslinien: keV-Bereich).

Die charakteristische Röntgenstrahlung tritt nur beim Beschuss von Atomen mit höherer Ordnungszahl auf. Diese Atome haben in ihrer Hülle zahlreiche Elektronen (z.B. Kupfer 29 Elektronen; Molybdän 42 Elektronen), welche durch die jeweils entsprechende Zahl von Protonen des Kerns gebunden werden.

Um die Emission von Röntgen-Photonen verstehen zu können, muss man folgende Fakten wissen (die z.T. erst in der Oberstufe fundiert geklärt werden):

  • Aufgrund des elektrischen Feldes der Kernprotonen sind kernnahe, "innere" Elektronen stärker gebunden als kernferne, "äußere" Elektronen.
  • Bei den Atomen höherer Ordnungszahlen kommt es zur Ausbildung sogenannter energetischer Elektronenschalen, die nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen können.
    Wichtig:
    Stelle dir die Elektronenschalen nicht örtlich wie "Zwiebelschalen" um den Kern vor, sondern als Energieniveaus, die von einer bestimmten Zahl von Elektronen besetzt werden können.
    Für die Schalen werden neben der Quantenzahl n auch Großbuchstaben benutzt (vergleiche die folgende Tabelle). Für die maximale Besetzungszahl der n-ten Schale mit Elektronen gilt die Beziehung:

\[2 \cdot {n^2}\]

Quantenzahl n
weitere Bezeichnung
maximale Besetzungszahl
1
K-Schale
2
2
L-Schale
8
3
M-Schale
18
4
N-Schale
32
.
. . . . .
. . .
  • In der nebenstehenden Skizze sind die Bezeichnungen einiger Emissionslinien eingetragen.

In der Animation sind drei Möglichkeiten dargestellt, wie das Atom vom Anregungszustand in den Grundzustand übergehen kann. Nenne noch eine 4. Möglichkeit.

Fazit

Das Auftreten von Linien im Röntgenspektrum kann durch die Photonenaussendung beim Übergang des Atoms von einem definierten Ausgangsniveau in ein definiertes Endniveau erklärt werden (dies deckt sich mit der Erklärung der Linien im optischen Bereich).

Die Photonenenergien und damit die Lage der charakteristischen Linien im Spektrum sind charakteristisch für das verwendete Anodenmaterial.

In den charakteristischen Röntgenspektren ist die Kα-Linie stets besonders ausgeprägt. Sie ist von sehr vielen Elementen gut dokumentiert. In der folgenden Tabelle sind die Wellenlängen und die Quantenenergien für die Kα-Linien einiger Elemente (Namen der Elemente in der Formelsammlung suchen) aufgelistet.

Element
Al
Cl
K
Ca
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Mo
Wellenlänge der Kα-Linie in 10-10m
8,36
4,75
3,76
3,37
2,30
2,11
1,95
1,80
1,66
1,53
1,45
0,72
zugehörige Photonenenergie in keV
1,48
2,61
3,30
3,68
5,39
5,88
6,36
6,89
7,47
8,10
8,55
17,4

Beachte hierzu die Musteraufgabe zur Röntgenfluoreszenzanalyse.

Der englische Physiker Henry Moseley fand eine relativ einfache Beziehung, mit welcher er einen Zusammenhang zwischen der Wellenlänge der Kα-Linie im Röntgenspektrum und der Ordnungszahl Z (Kernladungszahl) des in der Röntgenröhre als Anode verwendeten Substanz herstellte:

\[\frac{1}{{{\lambda _{{K_\alpha }}}}} = {\left( {Z - 1} \right)^2} \cdot {R_\infty } \cdot \frac{3}{4} \quad(1)\]

Gesetz von Moseley für die Ka-Linie

Vergleicht man diese Beziehung mit der Serienformel, die sich für Einelektronensysteme der Kernladungszahl Z aus der bohrschen Theorie ergibt,

\[\frac{1}{{{\lambda _{m \to n}}}} = {Z^2} \cdot {R_\infty } \cdot \left( {\frac{1}{{{n^2}}} - \frac{1}{{{m^2}}}} \right);m,n \in \mathbb{N};m > n \quad(2)\]

so gelangt man zu einer Übereinstimmung im Zahlenfaktor, wenn man für n = 1 und für m = 2 wählt. Die Kα-Linie ergibt sich somit wohl durch einen Übergang von der zweiten zur ersten Quantenbahn.

Die Reduzierung der Kernladungszahl Z auf Z-1 beim Gesetz von Moseley kann man durch einen Abschirmeffekt des zweiten Elektrons auf der K-Schale deuten:
Damit die Kα-Linie emittiert werden kann, muss vorher auf der K-Schale eines der beiden Elektronen (auf der K-Schale finden zwei Elektronen Platz) entfernt werden. Dabei muss die Energiezufuhr (durch eine äußeres Photon oder Elektron) so hoch sein, dass das K-Elektron auf ein noch unbesetztes Niveau gehoben werden kann. Der Übergang eines Elektrons aus der L-Schale (n = 2) auf den nun freien Platz auf der K-Schale (n = 1) findet in einem Feld statt, bei dem die positive Kernladung Z·e durch die negative Ladung des verbleibenden K-Elektrons teilweise abgeschirmt wird. Die effektive Kernladungszahl ist dann Z - 1.

Hinweis:
Der Kα-Übergang ist von einer Reihe weiterer Übergänge begleitet, da der nun freie Platz auf der L-Schale "kaskadenartig" von energetisch höher liegenden Elektronen aufgefüllt wird. Ein mögliche Abfolge von Übergängen ist in der Animation angedeutet.

 

Bezeichnungen:

Es hat sich eingebürgert die Röntgemissionslinien mit Buchstaben zu bezeichnen. Dabei ist jeweils bei einer Serie diejenige Linie mit dem Index α die langwelligste.

Hinweise:

Klicken Sie auf das jeweilige Element, um Details zu erfahren!

Ein sehr schönes Applet von "Physik 2000", das mehr die physikalischen Eigenschaften eines Elements darstellt (z.B. Emissionsspektrum; energetische Elektronenanordnung) finden sie hier.

Sie brauchen nur ein Element in dem grau dargestellten Periodensystem anklicken (dieses verbirgt sich hinter dem blauen Feld: Physics 2000) und dann erhalten Sie ein Bild, wie es nebenstehend dargestellt ist (Shell View). Wenn Sie den Knopf "Nucleus View" anklicken erhalten Sie auch ein Bild vom Kernaufbau.

Ein hervorragende und sehr ausführliche Periodentafel, bei der auf die chemischen Eigenschaften eines Elements eingegangen wird, findet man bei Thomas Seilnacht . Auch hier brauchen Sie nur ein Element anzuklicken und sie erhalten sehr viel gut aufbereitete Information.

 


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